Занятие № 6. Тема: «Гидролиз солей»

Предложенные ниже опыты рекомендуется проводить при изучении темы «Строение вещества и их свойства» у учащихся 11 классов, обучающихся по учебнику О. С. Габриеляна «Химия-11» на уроке по теме «Гидролиз неорганических веществ» (см. тематическое планирование 10 класс)

Цель работы: получить представления о гидролизе неорганических веществ, используя проблемный эксперимент.

Форма работы: Работа выполняется в группах (4–5 человек) или в п а рах учащихся.

Оборудование и реактивы: растворы веществ: HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH, Ba(OH)₂, NaCl, K₂SO₄, Na₂CO₃, CuSO₄, CuCl₂, Pb(NO₃)₂, FeCl₃, Na₂S, K₂SO₃, CH₃COONa, KBr, NaNO₃, лакмус, фенолфталеин.

Ход опыта:

В подписанные пробирки с предложенными веществами прилить соответствующие индикаторы.

Учащиеся знакомы со свойствами кислот и щелочей изменять окраску индикаторов. Поэтому они быстро проводят соответствующие реакции с кислотами и щелочами и объясняют изменение окраски лакмуса и фенолфталеина взаимодействием индикатора с ионами H⁺ и OH^–. При диссоциации средних солей образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков, которые с индикаторами не взаимодействуют.

Проблема возникает тогда, когда цвет индикатора изменяется в растворах карбоната натрия и сульфата меди (II). Причем цвет лакмуса в растворе Na₂CO₃ становится синим, а в растворе CuSO₄ – красным.

Учитель: составим таблицу «Окраска лакмуса в растворах солей»

 

Соль	Окраска раствора соли при добавлении индикатора (лакмуса)	Реакция среды
Na2CO3	синий	щелочная
CuSO4	красный	кислая

Учащиеся: Для объяснения наблюдаемых явлений учащиеся выдвигают ряд гипотез, одна из которых – посторонние примеси в растворах солей Na₂CO₃ и CuSO₄.

Учитель: Для проверки этой гипотезы учитель предлагает для анализа растворы других солей: CuCl₂, Pb(NO₃)₂, FeCl₃, Na₂S, K₂SO₃, CH₃COONa, KBr, NaNO₃.

Учащиеся: продолжают таблицу «Окраска лакмуса в растворах солей»

 

Соль	Окраска раствора соли при добавлении индикатора (лакмуса)	Реакция среды
Na2CO3	синий	щелочная
CuSO4	красный	кислая
CuCl2	красный	кислая
Pb(NO3)2	красный	кислая
FeCl3	красный	кислая
Na2S	синий	щелочная
K2SO3	синий	щелочная
CH3COONa	синий	щелочная
KBr	фиолетовый	нейтральная
NaNO3	фиолетовый	нейтральная

 

Учитель: Таким образом, все соли можно разделить на три группы:

1-я группа – соли, растворы которых ведут себя по отношению к лакмусу как кислоты (CuSO₄, CuCl₂, Pb(NO₃)₂, FeCl₃);

2-я группа – соли, растворы которых ведут себя по отношению к лакмусу и фенолфталеину как щелочи (Na₂CO₃, Na₂S, K₂SO₃, CH₃COONa);

3-я группа – соли, растворы которых не изменяют окраску индикатора (KBr, NaNO₃).

Гипотезу о посторонних примесях можно считать отвергнутой.

Учитель: Почему растворы солей первой группы изменяют фиолетовую окраску раствора лакмуса на красную?

Учащийся: Значит, в этих растворах есть ионы H⁺.

Учитель: Откуда ионы H⁺ в растворе, если вы смешивали соль и воду?

Учащийся: Наверное, из воды.

Учитель: Как от воды могли отделиться ионы H⁺?

Учащийся: Видимо, какая-то частица соли отрывает от молекулы воды частицу OH^–. Отрицательную частицу от молекулы воды может оторвать положительная частица из соли.

Учитель: Что же общего у катионов Cu²⁺, Pb²⁺, Fe³⁺? Почему именно они присоединяют гидроксид-ионы? Почему этого не происходит в случае катионов Na⁺, K⁺?

Учащийся: Гидроксиды Сu(OH)₂, Pb(OH)₂, Fe(OH)₃ – cлабые основания, а NaOH, KOH – сильные. Сильные основания в растворе полностью диссоциируют на ионы.

Растворы второй группы солей изменяют фиолетовую окраску лакмуса на синюю. Значит, в их растворах есть гидроксид-ионы. Остатки слабых электролитов – анионы кислотных остатков – взаимодействуют с молекулами воды с образованием ионов OH^–. В растворах солей третьей группы нет свободных ионов H⁺ и OH^– . С водой не взаимодействуют остатки сильных электролитов (кислот и оснований).

В результате подобных рассуждений учащиеся самостоятельно приходят к выводам.

1. Если соль образована сильной кислотой и слабым основанием, реакция ее раствора будет кислая. Причина кислой среды – взаимодействие катиона (остатка слабого основания) с молекулами воды. Такое взаимодействие называется гидролизом по катиону.

Fe³⁺ + 3НОН → Fe(OH)₃ + 3H⁺

2. Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, реакция ее раствора будет щелочная. Причина щелочной среды – взаимодействие аниона (остатка слабой кислоты) с молекулами воды. Этот процесс называется гидролизом по аниону.

CO₃^2- + 2HOH → H₂CO₃ + 2OH^–

3. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием, реакция ее раствора будет нейтральной. Катионы металла и анионы кислотного остатка таких солей не образуют прочных связей с молекулами воды. Как следствие, в растворах таких солей нет ионов H⁺ и OH^–.

Учитель: Реакция солей, образованных сильной кислотой и сильным основанием обратима, так как в ходе неё не образуется слабый электролит.

KBr + HOH <=> KOH + HBr

Таким образом, соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием имеют нейтральную реакцию среды, но гидролизу не подвергаются

Учащийся: А как ведут себя в растворе соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой?

Учитель: Попробуйте самостоятельно спрогнозировать результат опыта и аргументировать свой прогноз.

Учащийся: Вероятно, реакция раствора такой соли будет нейтральной, ведь ионы H⁺, образованные при взаимодействии катиона – остатка слабого электролита – с молекулами воды, будут связываться ионами OH^–, образованными при гидролизе по аниону.

К фиолетовому раствору лакмуса добавляем раствор ацетата аммония. Цвет не изменяется – реакция раствора нейтральная.

Ученики: составляют уравнение реакции гидролиза ацетата аммония в молекулярной, полной и краткой ионной форме:

CH₃COONH₄ + HOH → NH₄OH + CH₃COOH

CH₃COO ^– + NH₄ ⁺ + HOH → NH₄⁺ + OH ^– + CH₃COO^– + H⁺

HOH → H⁺ + OH ^–

Учитель: Поэкспериментируем еще с одной солью – сульфидом аммония (NH₄)₂S. При его добавлении фиолетовый раствор лакмуса становится синим. Проблема!

Учащиеся: составляют уравнение реакции гидролиза сульфида аммония в молекулярной форме:

(NH₄)₂S + 2HOH → 2NH₄OH + H₂S

Учитель: Сила и слабость электролита – понятия относительные. Исходя из данных эксперимента (посинение лакмуса) сила электролита – сероводородной кислоты – оказалась меньше, чем сила гидроксида аммония.

Учащийся: гидроксид аммония лучше продиссоциировал в растворе, поэтому реакция раствора сульфида аммония щелочная.

2NH₄ ⁺ + S^2- + 2HOH → 2NH₄ ⁺ + 2OH ^– + H₂S↑

S^2- + 2HOH → 2OH ^– + H₂S↑

Учащийся: «Как узнать, какой электролит сильнее?»

Учитель: рассказывает о константах диссоциации слабых кислот и оснований, учит пользоваться справочными данными. В заключении учитель анализирует и подводит итоги по таблице «Окраска лакмуса в растворах солей»:

 

Соль	Окраска раствора соли при добавлении индикатора (лакмуса)	Реакция среды
Na2CO3	синий	щелочная
CuSO4	красный	кислая
CuCl2	красный	кислая
Pb(NO3)2	красный	кислая
FeCl3	красный	кислая
Na2S	синий	щелочная
K2SO3	синий	щелочная
CH3COONa	синий	щелочная
KBr	фиолетовый	нейтральная
NaNO3	фиолетовый	нейтральная
CH3COONH4	фиолетовый	нейтральная
(NH4)2S	синий	щелочная

 

Домашнее задание:

Составить уравнения реакций гидролиза для всех, использованных на уроке солей (NaCl, K₂SO₄, Na₂CO₃, CuSO₄, CuCl₂, Pb(NO₃)₂, FeCl₃, Na₂S, K₂SO₃, CH₃COONa, KBr, NaNO₃) и составить аналогичные, предложенной на уроке, таблицы для фенолфталеина и метилоранжа.

 

Соль	Окраска раствора соли при добавлении фенолфталеина	Окраска раствора соли при добавлении метилоранжа	Уравнение реакций гидролиза (молекулярная, полная и краткая ионная форма)	Реакция среды
Na2CO3
CuSO4
CuCl2
Pb(NO3)2
FeCl3
Na2S
K2SO3
CH3COONa
KBr
NaNO3
CH3COONH4
(NH4)2S

 

По нашему мнению, на следующем уроке в этом классе целесообразно рассмотреть ступенчатый гидролиз для солей, образованных сильным основанием и слабой многоосновной кислотой (например, карбонат натрия) и сильной кислотой и слабым многокислотным основанием (например, сульфат алюминия).

Цель работы: получить представления о ступенчатом гидролизе неорганических веществ и изучить влияние различных фактором на скорость реакции гидролиза, используя проблемный эксперимент.

Форма работы: фронтальная (демонстрационный эксперимент)

Оборудование и реактивы: кристаллические вещества: Na₂CO₃, Al₂(SO₄)₃; свежеприготовленные 1%-ые растворы CH₃COONa, Na₃PO₄, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄; растворы Na₂CO₃ и Al₂(SO₄)₃, приготовленные задолго до занятия и оставленные в бесцветных склянках на свету и при умеренном нагревании (солнце) в герметичных склянках; универсальная индикаторная бумага, фенолфталеин, спиртовка, спички, пробиркодержатель.

Ход опыта:

Учитель: составьте уравнения реакций гидролиза карбоната натрия и сульфата алюминия в молекулярной, полной и краткой ионной формах

Учащиеся:

1) Na₂CO₃ + 2НОН → 2NaOH + CO₂ ↑+ H₂O

2Na⁺ + CO₃^2- + 2НОН → 2Na⁺ + 2OH^- + CO₂↑ + H₂O

CO₃^2- + 2НОН → 2OH^- + CO₂ ↑+ H₂O

2) Al₂(SO₄)₃ + 6HOH → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂SO₄

2Al³⁺ + 3SO₄^2- + 6HOH → 2Al(OH)₃↓ + 6 H⁺ + SO₄^2-

Al³⁺ + 3HOH → Al(OH)₃↓ + 3H⁺

Учитель: согласно предложенному вами уравнению реакции (1) выделяется газ (CO₂), а по уравнению (2) – осадок (Al(OH)₃). Проведём эксперимент: растворим предложенные соли в воде при н.у. и поместим в их растворы универсальную лакмусовую бумагу.

Наблюдения: в растворе (1) универсальная индикаторная бумага синего цвета (щелочная среда), а в растворе (2) универсальная индикаторная бумага красного цвета (кислая среда), что подтверждается вашими уравнениями реакций. Однако, в пробирке (1) мы не наблюдаем выделения газа, а в пробирке (2) – выделения осадка. Проблема!

Учитель: обратимся к растворам этих же солей, но приготовленным задолго до занятия и оставленным в бесцветных склянках на свету и при умеренном нагревании (солнце) в герметичных склянках. В склянке с карбонатом натрия мы видим пузырьки газа, а в склянке с сульфатом алюминия небольшой осадок. Внесение универсальной индикаторной бумаги даёт результат аналогичный показанному ранее.

Учащиеся: следовательно, мы правильно предположили среду раствора. А сам гидролиз протекает лучше при условиях, отличных от нормальных (более высокие температуры, излучение).

Учитель: действительно, гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой многоосновной кислотой (например, карбонат натрия) и сильной кислотой и слабым многокислотным основанием (например, сульфат алюминия) при н.у. протекает не сразу, а ступенчато. Далее учитель предлагает вспомнить виды солей (нормальные, кислые и основные) и на примере сульфата алюминия рассматривает уравнения реакций ступенчатого гидролиза с образованием основной соли, и с акцентом на число стадий в зависимости от кислотности слабого основания, реакцию среды на каждой из трёх стадий гидролиза и на преимущественном гидролизе по первой ступени. Затем учащиеся самостоятельно составляют уравнение ступенчатого гидролиза карбоната натрия по предложенной схеме, но с образованием кислой соли.

Учитель: таким образом, реакции гидролиза подчиняются тем же правилам в отношении скорости, что и другие реакции: с повышением температуры скорость реакции увеличивается. В подтверждение учащимся предлагается провести опыт с ацетатом натрия и фенолфталеином при н.у., при нагревании и при охлаждении.

Наблюдения: при н.у. – окраска фенолфталеина слабо-малиновая, при нагревании – окраска усиливается, а при охлаждении в холодной воде – слабо-малиновая

Учитель: составьте уравнения реакций гидролиза Na₃PO₄, Na₂HPO₄ и NaH₂PO₄. Согласно уравнениям реакций и, исходя из знания, соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой имеют щелочную реакцию среды. Прилейте в пробирки под номерами растворы (1) Na₃PO₄, (2)Na₂HPO₄, (3)NaH₂PO₄, в каждую поместите универсальную индикаторную бумагу.

Наблюдения: (1) Na₃PO₄ – сильнощелочная (по шкале рН примерно 12), (2)Na₂HPO₄ – слабощелочная (по шкале рН примерно 9), (3) NaH₂PO₄ - слабокислая (по шкале рН примерно 6).

Учитель: мы обнаруживаем противоречия между составленными уравнениями реакций и экспериментальными данными. Какая кислота, образует эти соли?

Учащийся: слабая многоосновная ортофосфорная кислота.

Учитель: Рассмотрим сначала гидролиз средней соли – фосфата натрия. Первая (основная) ступень гидролиза выражается следующими уравнениями:

Na₃PO₄ + HOH <=> Na₂HPO₄ + NaOH

PO₄^3- + HOH <=> HPO₄ ^2- + OH^-

Образующийся при гидролизе ион НРО₄^2- практически не диссоциирует на ионы (см. константы диссоциации Н₃РО₄), поэтому характер среды определяют ионы ОН^-, и среда водных растворов средних фосфатов является сильнощелочной.

При гидролизе гидрофосфатов на первой ступени обра­зуются дигидрофосфат-ионы, что видно из следующих уравнений:

Na₂HPO₄ + HOH <=> NaH₂PO₄ + NaOH

HPO₄^2- + HOH <=> H₂PO₄^- + OH^-

Образующиеся ионы Н₂РО₄^- заметно диссоциируют:

Н₂РО₄^- <=> Н⁺ + НРО₄^2- .

Являющиеся продуктом этой диссо­циации ионы водорода частично нейтрализуют ионы ОН^-, образующиеся при гидролизе, и поэтому среда гидрофос­фатов является слабощелочной.

Что касается дигидрофосфатов, то в их растворах наря­ду с гидролизом:

NaH₂PO₄ + HOH <=> H₃PO₄ + NaOH

H₂PO₄ ^- + HOH <=> H₃PO₄ + OH^-

идет процесс диссоциации дигидрофосфат-ионов: Н₂РО₄^- <=> Н⁺ + НРО₄^2-

Причем второй процесс превалирует, поэтому все ионы ОН^- (продукт гидролиза) нейтрализуются ионами Н⁺ (про­дукт диссоциации), а избыток последних обусловливает слабокислый характер среды растворов дигидрофосфатов.

Предыдущая123456789Следующая

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: